Напишем:


✔ Реферат от 200 руб.
✔ Контрольную от 200 руб.
✔ Курсовую от 500 руб.
✔ Решим задачу от 20 руб.
✔ Дипломную работу от 3000 руб.
✔ Другие виды работ по договоренности.

Узнать стоимость!

Не интересно!

 

 

 

Уравнения окислительно-восстановительных реакций

Химические реакции можно подразделить на реакции разложения, реакции замещения, реакции обмена и реакции соединения.

CaCO3=CaO+CO2↑;                       CuSO4+Fe=FeSO4+Cu;

AgNO3+NaCl=NaNO3+AgCl;        C+O2=CO2.

Однако, существуют и другая классификация. В этом случае все реакции делятся на процессы, при которых происходит изменение степени окисления участвующих в них веществ и при которых таких изменений не происходит. 1 из этих типов называется реакцией окисления – восстановления. Под степенью окисления понимают формальный электрический заряд, который элемент приобретает в соединении, если считать, что электроны полностью перемещаются к более электроотрицательным частицам. На практике степень окисления электролита определяются по следующим правилам:

1.     Соединение в целом электронейтрально;

2.     В случае простых веществ степень окисления атомов равна 0;

3.     Щелочные металлы в своих соединениях имеют степень окисления +1, а щелочно-земляные +2;

4.     Н имеет степень окисления +1, за исключением соединений с металлами;

5.     О имеет степень окисления -2, за исключением пероксидов – степень окисления -1; и соединения со F, где степень окисления +2.

Для того, чтобы записать уравнение окислительно-восстановительной реакции, необходимо определить окислитель (и восстановитель), т.е. электролит, который принимает электроны в ходе химической реакции, и восстановитель электролит, который их теряет. В простейшем случае, например:

1H2+1Cl2

h γ

2H+1Cl-1

H20-2ē→2H+

 

2

2

1

Cl0+2ē→2Cl-

 

2

1

Определить коэффициенты не сложно.

Существует и более сложные случаи, поэтому, чтобы правильно расставить коэффициенты, нужно выполнить следующие операции:

1.     Определить степень окисления для исходных веществ.

2.     Определить степень окисления для продуктов реакции.

3.     Выяснить, какое из веществ является восстановителем, какое окислителем.

4.     Составить электронный баланс для количества отданных и принятых электронов.

5.     Учесть расход веществ на побочные продукты.

6.     Расставить коэффициенты.

7.     Проверить правильность расстановки.

Mn+4O2-2+4H+1Cl-1(k)

Mn+2Cl2-1+Cl20+2H2O

Окис.

Mn+4+2ē → Mn+2

 

2

2

1

Вост. 

2Cl- -2ē →2Cl20

 

2

1

Окислителями и восстановителями могут быть как простые, так и сложные вещества. Наиболее известные окислители – простые вещества – это О2 и галогены.

Восстановители – простые вещества – Н2 и металлы.

Окислители – сложные вещества – HNO3, KMnO4, K2Cr2O7, существует ряд веществ, которые могут быть как окислителями, так и восстановителями.

Например:  Fe0+S0→Fe+2(восст.)S-2(окисл.);  S0+O20→S+4(восст.)O2-2(окисл.)

Из сложных веществ наиболее типичным примером проявления двойственных окислительно-восстановительных свойств считают пероксид водорода (Н2+1О2-1). В зависимости от условий в которых протекает реакция, Н2О2 может либо переходить в кислород, либо обратно в Н2О.

5H2O2+1+2KMnO4+3H2SO4→K2SO4+2MnSO4+8H2O+5O20↑

В этом случае мы подействовали сильным окислителем KMnO4, и поэтому пероксид водорода проявляет восстановительные свойства. Если же реакцию проводить восстановлением, например с KI, то в результате у нас образуется вода, О2 – является окислителем.

H2O2-1+KI+H2SO4→I2+K2SO4+2H2O

Продукты реакции окисления вещества во многих случаях могут меняться в зависимости от условий, в которых протекает тот или иной процесс. Так, например, KMnO4 в зависимости от рН среды образует самые разные продукты восстановления:

KMnO4

H+→

Mn2+

H2O→

Mn4+

OH-→

Mn6+

В кислотной:

2KMnO4+10FeSO4+8H2SO4→2Mn SO4+5 Fe2(SO4)2+K2SO4+8H2O

В нейтральной:

8KMnO4+3NH3→3KNO3+8Mn+4O2+5KOH+2H2O

В щелочной среде ( в присутствии КОН):

KMnO4+КОН+Na2SO3→K2Mn+6O4+Na2SO4+H2O

Окислительно-восстановительные реакции можно поделить на 3 группы:

1.     Реакции межмолекулярного окисления – восстановления H2+Cl2→2HCl;

2.     Реакции внутримолекулярного окисления – восстановления 2KClO3→2KCl+3O2;

3.     Реакции диспропорциионированния, в этом случае один и тот же электролит является и окислителем и восстановителем Cl20+H2O→HCl-1+HCl+1O.

 

Предыдущие материалы: Следующие материалы: